Властивості хімічних елементів, а також форми та властивості утворених ними сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів. Властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності

Д.І. Менделєєв сформулював Періодичний закон у 1869 році, в основі якого була одна з найголовніших характеристик атома – атомна маса. Подальший розвиток Періодичного закону, зокрема, отримання великого експериментальних даних, дещо змінило початкову формулювання закону, проте ці зміни не суперечать головному змісту, закладеному Д.І. Менделєєвим. Ці зміни лише надали закону та Періодичній системі наукову обґрунтованість та підтвердження правильності.

Сучасне формулювання Періодичного закону Д.І. Менделєєва така: властивості хімічних елементів, і навіть властивості і форми сполук елементів перебувають у періодичної залежність від величини заряду ядер їх атомів.

Структура періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва

На цей час відомо велику кількість інтерпретацій Періодичної системи, але найпопулярніша – з короткими (малими) і довгими (великими) періодами. Горизонтальні ряди називають періодами (в них розташовані елементи з послідовним заповненням однакового енергетичного рівня), а вертикальні стовпці – групами (в них розташовані елементи, що мають однакову кількість валентних електронів – хімічні аналоги). Також всі елементи можна розділити на блоки за типом зовнішньої (валентної) орбіталі: s-, p-, d-, f-елементи.

Загалом у системі (таблиці) 7 періодів, причому номер періоду (позначається арабською цифрою) дорівнює числу електронних верств в атомі елемента, номеру зовнішнього (валентного) енергетичного рівня, значенням головного квантового числа для вищого енергетичного рівня. Кожен період (крім першого) починається s-елементом – активним лужним металом та закінчується інертним газом, перед яким стоїть p-елемент – активний неметал (галоген). Якщо просуватися по періоду зліва направо, то зі зростанням заряду ядер атомів хімічних елементів малих періодів зростатиме кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, внаслідок чого властивості елементів змінюються – від типово металевих (т.к. на початку періоду стоїть активний лужний метал), через амфотерні (елемент виявляє властивості і металів і неметалів) до неметалевих (активний неметалл – галоген наприкінці періоду), тобто. металеві властивості поступово слабшають та посилюються неметалеві.

У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення електронів відбувається складніше, що пояснює складнішу зміну властивостей елементів порівняно з елементами малих періодів. Так, у парних рядах великих періодів із зростанням заряду ядра число електронів на зовнішньому енергетичному рівні залишається постійним і рівним 2 або 1. Тому, поки йде заповнення електронами наступного за зовнішнім (другим зовні) рівня, властивості елементів у парних рядах змінюються повільно. При переході до непарних рядів, зі зростанням величини заряду ядра збільшується число електронів на зовнішньому енергетичному рівні (від 1 до 8), властивості елементів змінюються так само, як у малих періодах.

Вертикальні стовпці в Періодичній системі - групи елементів зі подібною електронною будовою і хімічними аналогами, що є. Групи позначають римськими цифрами від І до VIII. Виділяють головні (А) та побічні (B) підгрупи, перші з яких містять s- та p-елементи, другі – d – елементи.

Номер А підгрупи показує кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні (кількість валентних електронів). Для елементів В-підгруп немає прямого зв'язку між номером групи та числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні. У А-підгрупах металеві властивості елементів посилюються, а неметалеві зменшуються зі зростанням заряду ядра атома елемента.

Між становищем елементів у Періодичній системі та будовою їх атомів існує взаємозв'язок:

- атоми всіх елементів одного періоду мають рівну кількість енергетичних рівнів, частково або повністю заповнених електронами;

— атоми всіх елементів А підгруп мають рівну кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Періодичні властивості елементів

Близькість фізико-хімічних і хімічних якостей атомів обумовлена ​​подібністю їх електронних змін, причому, головну роль грає розподіл електронів із зовнішньої атомної орбіталі. Це проявляється в періодичній появі, у міру збільшення заряду атома ядра, елементів з близькими властивостями. Такі властивості називають періодичними, серед яких найважливішими є:

1. Кількість електронів на зовнішній електронній оболонці ( заселеність – w). У малих періодах із зростанням заряду ядра wзовнішньої електронної оболонки монотонно збільшується від 1 до 2 (1 період), від 1 до 8 (2-й та 3-й періоди). У великих періодах протягом перших 12 елементів wвбирається у 2, та був до 8.

2. Атомний та іонний радіуси(r), що визначаються як середні радіуси атома або іона, що знаходяться з експериментальних даних міжатомних відстаней в різних сполуках. По періоду атомний радіус зменшується (електрони, що поступово додаються, описуються орбіталями з майже рівними характеристиками, по групі атомний радіус зростає, оскільки збільшується число електронних шарів (рис.1.).

Рис. 1. Періодична зміна атомного радіусу

Такі самі закономірності спостерігаються й у іонного радіусу. Слід зауважити, що іонний радіус катіону (позитивно заряджений іон) більший за атомний радіус, а той у свою чергу, більший за іонний радіус аніону (негативно заряджений іон).

3. Енергія іонізації(Е и) – кількість енергії, необхідне відриву електрона від атома, тобто. енергія, необхідна перетворення нейтрального атома в позитивно заряджений іон (катіон).

Е 0 - → Е + + Е і

Е та вимірюється в електронвольтах (еВ) на атом. У межах групи Періодичної системи значення енергії іонізації атомів зменшуються із зростанням зарядів ядер атомів елементів. Від атомів хімічних елементів можна послідовно відривати електрони, повідомивши дискретні значення Е і. При цьому Е та 1< Е и 2 < Е и 3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Спорідненість до електрона(Е) – кількість енергії, що виділяється при приєднанні додаткового електрона до атома, тобто. енергія процесу

Е 0 + → Е —

Її також виражається в еВ і, як і Е і залежить від радіусу атома, тому характер зміни Е е за періодами та групами Періодичної системи близький до характеру зміни атомного радіусу. Найбільшою спорідненістю до електрона мають p-елементи VII групи.

5. Відновлювальна активність(ВА) – здатність атома віддавати електрон іншому атому. Кількісна міра – Є в. Якщо Е збільшується, то ВА зменшується і навпаки.

6. Окислювальна активність(ОА) – здатність атома приєднувати електрон від іншого атома. Кількісна міра Е е. Якщо Е е збільшується, то ОА також збільшується і навпаки.

7. Ефект екранування- Зменшення впливу на даний електрон позитивного заряду ядра через наявність між ним і ядром інших електронів. Екранування зростає із збільшенням числа електронних шарів в атомі та зменшує тяжіння зовнішніх електронів до ядра. Екранування протилежне ефект проникнення, обумовлений тим, що електрон може бути в будь-якій точці атомного простору. Ефект проникнення підвищує міцність зв'язку електрона з ядром.

8. Ступінь окислення (окислювальне число)– уявний заряд атома елемента у поєднанні, що визначається з припущення іонної будови речовини. Номер групи Періодичної системи вказує найвищий позитивний ступінь окислення, яку можуть мати елементи цієї групи у своїх сполуках. Виняток – метали підгрупи міді, кисень, фтор, бром, метали сімейства заліза та інші елементи VIII групи. Зі зростанням заряду ядра у періоді максимальна позитивна ступінь окислення зростає.

9. Електронегативність, склади вищих водневих та кисневих сполук, термодинамічні, електролітичні властивості тощо.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Закономірності зміни хімічних властивостей елементів та їх сполук за періодами та групами

Перелічимо закономірності зміни властивостей, що виявляються в межах періодів:

- Металеві властивості зменшуються;

- Неметалічні властивості посилюються;

— ступінь окислення елементів у вищих оксидах зростає від $+1$ до $+7$ ($+8$ для $Os$ та $Ru$);

- Ступінь окислення елементів у летких водневих сполуках зростає від $-4$ до $-1$;

- Оксиди від основних через амфотерні змінюються кислотними оксидами;

- Гідроксиди від лугів через амфотерні змінюються кислотами.

Д. І. Менделєєв у $1869$ р. зробив висновок - сформулював Періодичний закон, який звучить так:

Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від відносних атомних мас елементів.

Систематизуючи хімічні елементи на основі їх відносних атомних мас, Менделєєв приділяв велику увагу також властивостям елементів і речовин, що утворюються, розподіляючи елементи зі подібними властивостями у вертикальні стовпці — групи.

Іноді, порушуючи виявлену їм закономірності, Менделєєв ставив важчі елементи з меншими значеннями відносних атомних мас. Наприклад, він записав у свою таблицю кобальт перед нікелем, телур перед йодом, а коли було відкрито інертні (шляхетні) гази, — аргон перед калієм. Такий порядок розташування Менделєєв вважав за необхідне тому, що інакше ці елементи потрапили б у групи несхожих з ними за властивостями елементів, зокрема лужний метал, калій потрапив би до групи інертних газів, а інертний газ аргон — до групи лужних металів.

Д. І. Менделєєв було пояснити ці винятки із загального правила, було пояснити і причину причину періодичності властивостей елементів і утворених ними речовин. Однак він передбачав, що ця причина криється у складній будові атома, внутрішня будова якого на той час не була вивчена.

Відповідно до сучасних уявлень про будову атома, основою класифікації хімічних елементів є заряди їх атомних ядер, і сучасне формулювання періодичного закону таке:

Властивості хімічних елементів та утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їх атомних ядер.

Періодичність у зміні властивостей елементів пояснюється періодичною повторюваністю у будові зовнішніх енергетичних рівнів їх атомів. Саме кількість енергетичних рівнів, загальна кількість розміщених ними електронів і число електронів зовнішньому рівні відбивають прийняту Періодичної системі символіку, тобто. розкривають фізичний зміст номера періоду, номери групи та порядкового номера елемента.

Будова атома дозволяє пояснити і причини зміни металевих та неметалічних властивостей елементів у періодах та групах.

Періодичний закон та Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва узагальнюють відомості про хімічні елементи та утворені ними речовини і пояснюють періодичність у зміні їх властивостей та причину подібності властивостей елементів однієї і тієї ж групи. Ці найважливіші значення Періодичного закону і Періодичної системи доповнює ще одне, яке полягає у можливості прогнозувати, тобто. передбачати, описувати властивості та вказувати шляхи відкриття нових хімічних елементів.

Загальна характеристика металів головних підгруп I±III груп у зв'язку з їх становищем у Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва та особливостями будови їх атомів

Хімічні елементи – метали

Більшість хімічних елементів відносять до металів — $92$ із $114$ відомих елементів.

Всі метали, крім ртуті, у звичайному стані — тверді речовини і мають низку загальних властивостей.

Метали- це ковкі, пластичні, тягучі речовини, що мають металевий блиск і здатні проводити тепло та електричний струм.

Атоми елементів-металів віддають електрони зовнішнього (а деякі переднього) електронного шару, перетворюючись на позитивні іони.

Ця властивість атомів металів, як ви знаєте, визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (переважно від $1$ до $3$ на зовнішньому шарі).

Виняток становлять лише $6$ металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають $4$ електрона, атоми сурми та вісмуту – $5$, атоми полонію – $6$.

Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності (від $0.7$ до $1.9$) і лише відновлювальні властивості, тобто. здатність віддавати електрони.

Ви вже знаєте, що в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор — астат, а також вище за неї, в побічних підгрупах. У періодах і основних підгрупах діють відомі вам закономірності у зміні металевих, отже, відновлювальних властивостей атомів елементів.

Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат ($ Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb $), мають подвійні властивості: в одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших виявляють властивості неметалів.

У побічних підгрупах відновлювальні властивості металів із збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.

Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром атомів цих металів більшою мірою впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоч і збільшується, але не так значно, як у металів головних підгруп.

Прості речовини, утворені хімічними елементами — металами, та складні металовмісні речовини відіграють найважливішу роль у мінеральному та органічному «житті» Землі. Досить, що атоми (іони) елементів металів є складовою сполук, визначальних обмін речовин, у організмі людини, тварин. Наприклад, у крові людини знайдено $76$ елементів, їх лише $14$ є металами. У людини деякі елементи- метали (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, тобто. є макроелементів.А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден є у невеликих кількостях, тобто. це мікроелементи.

Особливості будови металів основних підгруп I-III груп.

Лужні метали- Це метали головної підгрупи I групи. Їхні атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали – сильні відновники. Їх відновлювальна здатність та хімічна активність зростають із збільшенням порядкового номера елемента (тобто зверху вниз у Періодичній таблиці). Всі вони мають електронну провідність. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується із збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення та кипіння. Лужні метали взаємодіють із багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді основи (луги).

Лужноземельними елементами називаються елементи головної підгрупи ІІ групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрони. Вони є відновниками, мають рівень окислення $+2$. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності зміни фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні та посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.

Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій та талій. Всі елементи відносяться до $p$-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають три $(s^2p^1)$ електрона, чим пояснюється подібність властивостей. Ступінь окиснення $+3$. Усередині групи із збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметал, а в алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди та гідроксиди.

Характеристика перехідних елементів ± міді, цинку, хрому, заліза за їх становищем у Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва та особливостям будови їх атомів

Більшість елементів-металів перебувають у побічних групах Періодичної системи.

У четвертому періоді у атомів калію і кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, оскільки він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. $K, Ca — s$-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами $3d$-підрівень.

Розглянемо, які сили діють на електрон, який додається до атома при зростанні заряду ядра. З одного боку, тяжіння атомним ядром, що змушує електрон займати найнижчий вільний енергетичний рівень. З іншого боку, відштовхування наявними електронами. Коли на енергетичному рівні виявляється $8$ електронів (зайняті $s-$ і $р-$орбіталі), їхня загальна відразлива дія так сильно, що наступний електрон потрапляє замість розташованої по енергії нижче $d-$орбіталі на більш високу $s-$ орбіталь наступного рівня. Електронна будова зовнішніх енергетичних рівнів у калію $...3d^(0)4s^1$, у кальцію - $...3d^(0)4s^2$.

Наступне збільшення ще одного електрона у скандія призводить до початку заповнення $ 3d $ -орбіталі замість ще більш високих по енергії $ 4 р $ -орбіталей. Це виявляється енергетично вигіднішим. Заповнення $3d$-орбіталі закінчується у цинку, що має електронну будову $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(10)4s^2$. Слід зазначити, що з елементів міді і хрому спостерігається явище «провалу» електрона. У атома міді десятий $d$-електрон переміщається на третій $3d$-підрівень.

Електронна формула міді $...3d^(10)4s^1$. У атома хрому на четвертому енергетичному рівні ($s$-орбіталь) має бути $2$ електрона. Однак один із двох електронів переходить на третій енергетичний рівень, на незаповнену $d$-орбіталь, його електронна формула $...3d^(5)4s^1$.

Таким чином, на відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами атомних орбіталей зовнішнього рівня, елементи побічних підгруп заповнюються $d$-орбіталі передостаннього енергетичного рівня. Звідси й назва: $d$-елементи.

Усі прості речовини, утворені елементами підгруп Періодичної системи є металами. Завдяки більшому числу атомних орбіталей, ніж у елементів-металів головних підгруп, атоми $d$-елементів утворюють велику кількість хімічних зв'язків між собою і тому створюють міцнішу кристалічну решітку. Вона міцніша і механічно, і щодо нагрівання. Тому метали побічних підгруп - найміцніші та тугоплавкіші серед усіх металів.

Відомо, якщо атом має понад три валентні електрони, то елемент виявляє змінну валентність. Це положення стосується більшості $d$-елементів. Максимальна їх валентність, як і елементів головних підгруп, дорівнює номеру групи (хоча є й винятки). Елементи з рівним числом валентних електронів входять у групу під одним номером $(Fe, Co, Ni)$.

У $d$-елементів зміна властивостей їх оксидів і гідроксидів у межах періоду під час руху зліва направо, тобто. зі збільшенням їх валентності, походить від основних властивостей через амфотерні до кислотних. Наприклад, хром має валентність $+2, +3, +6$; а його оксиди: $ CrO $ - основний, $ Cr_ (2) O_3 $ - амфотерний, $ CrO_3 $ - кислотний.

Загальна характеристика неметалів головних підгруп IV±VII груп у зв'язку з їх становищем у Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва та особливостями будови їх атомів

Хімічні елементи – неметали

Найпершою науковою класифікацією хімічних елементів було поділ їх на метали та неметали. Ця класифікація не втратила своєї значимості й у час.

Неметалице хімічні елементи, для атомів яких характерна здатність приймати електрони до завершення зовнішнього шару завдяки наявності, як правило, на зовнішньому електронному шарі чотирьох і більше електронів і малому радіусу атомів у порівнянні з атомами металів.

Це визначення залишає осторонь елементи VIII групи головної підгрупи — інертні, або благородні гази, атоми яких мають завершений зовнішній електронний шар. Електронна конфігурація атомів цих елементів така, що їх не можна віднести ні до металів, ні до неметалів. Вони є тими об'єктами, які поділяють елементи на метали та неметали, займаючи між ними прикордонне положення. Інертні, або благородні, гази («шляхетність» виражається в інертності) іноді відносять до неметал, але формально, за фізичними ознаками. Ці речовини зберігають газоподібний стан до дуже низьких температур. Так, гелій не переходить у рідкий стан при $ t ° = -268,9 ° С $.

Інертність у хімічному відношенні цих елементів відносна. Для ксенону і криптону відомі сполуки з фтором і киснем: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ та інших. Безсумнівно, освіти цих сполук інертні гази виступали ролі відновників.

З визначення неметалів слід, що з атомів характерні високі значення електронегативності. Вона змінюється в межах від $2$ до $4$. Неметали – це елементи головних підгруп, переважно $р$-елементи, виняток становить водень – s-елемент.

Усі елементи-неметали (крім водню) займають у Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва верхній правий кут, утворюючи трикутник, вершиною якого є фтор $F$, а основою діагональ $B - At$.

Однак слід особливо зупинитися на двоїстому положенні водню в Періодичній системі: в головних підгрупах I і VII груп. Це не випадково. З одного боку, атом водню, подібно до атомів лужних металів, має на зовнішньому (і єдиному для нього) електронному шарі один електрон (електронна конфігурація $1s^1$), який він здатний віддавати, проявляючи властивості відновника.

У більшості сполук водень, як і лужні метали, виявляє ступінь окислення $+1$. Але віддача електрона атомом водню відбувається складніше, ніж в атомів лужних металів. З іншого боку, атому водню, як і атомам галогенів, до завершення зовнішнього електронного шару не вистачає одного електрона, тому атом водню може приймати один електрон, виявляючи властивості окислювача і характерний для галогену ступінь окислення — $1$ у гідридах (з'єднаннях з металами, подібними до сполук металів з галогенами - галогеніди). Але приєднання одного електрона до атома водню відбувається складніше, ніж у галогенів.

Властивості атомів елементів – неметалів

У атомів неметалів переважають окисні властивості, тобто. здатність приєднувати електрони. Цю здатність характеризує значення електронегативності, яка закономірно змінюється у періодах та підгрупах.

Фтор — найсильніший окислювач, його атоми хімічних реакціях неспроможні віддавати електрони, тобто. виявляти відновлювальні властивості.

Конфігурація зовнішнього електричного шару.

Інші неметали можуть виявляти відновлювальні властивості, хоча й значно слабкіше порівняно з металами; у періодах та підгрупах їх відновна здатність змінюється у зворотному порядку порівняно з окисною.

Хімічних елементів-неметалів лише $16$! Зовсім небагато, якщо врахувати, що відомо $114$ елементів. Два елементи-неметалу складають $76% маси земної кори. Це кисень ($49% $) та кремній ($27% $). В атмосфері міститься $0.03% маси кисню в земній корі. Неметали становлять $98.5% маси рослин, $97.6% маси тіла людини. Неметали $C, H, O, N, S, Р$ - органогени, які утворюють найважливіші органічні речовини живої клітини: білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти. До складу повітря, яким ми дихаємо, входять прості та складні речовини, також утворені елементами-неметалами (кисень $О_2$, азот $N_2$, вуглекислий газ $СО_2$, водяні пари $Н_2О$ та ін.).

Водень - головний елемент Всесвіту. Багато космічних об'єктів (газові хмари, зірки, у тому числі і Сонце) більш ніж наполовину складаються з водню. На Землі його, включаючи атмосферу, гідросферу та літосферу, лише $0.88%$. Але це за масою, а атомна маса водню дуже мала. Тому невеликий вміст його тільки здається, і з кожних $100$ атомів на Землі $17$ атоми водню.

Квитки з хімії 9 клас з відповідями

Білет № 1

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності зміни властивостей елементів малих періодів та головних підгруп залежно від їхнього порядкового (атомного) номера.

Періодична система стала одним з найважливіших джерел інформації про хімічні елементи, які утворюються ними простих речовин і сполук.

Дмитро Іванович Менделєєв створив Періодичну систему у процесі роботи з своїм підручником «Основи хімії», домагаючись максимальної логічності у викладі матеріалу. Закономірність зміни властивостей елементів, що утворюють систему, отримала назву періодичного закону.

Згідно з періодичним законом, сформульованим Менделєєвим в 1869 році, властивості хімічних елементів знаходяться в періодичній залежності від їх атомних мас. Тобто зі збільшенням відносної атомної маси властивості елементів періодично повторюються.

Порівняйте: періодичність зміни пір року з часом.

Ця закономірність іноді порушується, наприклад, аргон (інертний газ) перевищує за масою наступний за ним калій (лужний метал). Ця суперечність була пояснена у 1914 році при вивченні будови атома. Порядковий номер елемента в Періодичній системі - це не просто черговість, він має фізичний сенс - дорівнює заряду атома ядра. Тому

сучасне формулювання Періодичного закону звучить так:

Властивості хімічних елементів, і навіть утворених ними речовин перебувають у періодичної залежність від заряду ядра атома.

Період – це послідовність елементів, розташованих у порядку зростання заряду ядра атома, що починається лужним металом і закінчується інертним газом.

У періоді, зі збільшенням заряду ядра, зростає електронегативність елемента, слабшають металеві (відновлювальні) властивості та ростуть неметалеві (окисні) властивості простих речовин. Так, другий період починається лужним металом літієм, за ним слідує берилій, що виявляє амфотерні властивості, бор – неметал, і т.д. Наприкінці фтор – галоген та неон – інертний газ.

(Третій період знову починається лужним металом – це і є періодичність)

1-3 періоди є малими (містять один ряд: 2 чи 8 елементів), 4-7 – великі періоди, складаються з 18 і більше елементів.

Складаючи періодичну систему, Менделєєв об'єднав відомі на той момент елементи, що мають схожість, у вертикальні стовпці. Групи – це вертикальні стовпці елементів, що мають, як правило, валентність у вищому оксиді, рівну номеру групи. Групу ділять на дві підгрупи:

Основні підгрупи містять елементи малих і високих періодів, утворюють сімейства з подібними властивостями (лужні метали – I А, галогени – VII A, інертні гази – VIII A).

(Хімічні знаки елементів головних підгруп у періодичній системі розташовуються під літерою «А» або, у дуже старих таблицях, де немає літер А та Б – під елементом другого періоду)

Побічні підгрупи містять елементи великих періодів, їх називають перехідні метали.

(під буквою "Б" або "B")

У основних підгрупах із збільшенням заряду ядра (атомного номера) зростають металеві (відновлювальні) характеристики.

* точніше, речовин, утворених елементами, але це часто опускають, говорячи «властивості елементів»

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону у розвиток науки.

У 1869 р. Д. І. Менделєєв на основі аналізу властивостей простих речовин та сполук сформулював Періодичний закон:

Властивості простих тіл і сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних мас елементів.

На основі періодичного закону було складено періодичну систему елементів. У ній елементи зі подібними властивостями виявилися об'єднані у вертикальні стовпці – групи. У деяких випадках при розміщенні елементів у Періодичній системі доводилося порушувати послідовність зростання атомних мас, щоб дотримувалася періодичність повторення властивостей. Наприклад, довелося "поміняти місцями" телур та йод, а також аргон та калій.

Причина полягає в тому, що Менделєєв запропонував періодичний закон у той час, коли не було нічого відомо про будову атома.

Після того, як у XX столітті було запропоновано планетарну модель атома, періодичний закон формулюється таким чином:

Властивості хімічних елементів та сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер.

Заряд ядра дорівнює номеру елемента в періодичній системі та числу електронів в електронній оболонці атома.

Це формулювання пояснило "порушення" Періодичного закону.

У Періодичній системі номер періоду дорівнює числу електронних рівнів в атомі, номер групи елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні.

Причиною періодичного зміни властивостей хімічних елементів є періодичне заповнення електронних оболонок. Після наповнення чергової оболонки починається новий період. Періодична зміна елементів яскраво видно зміні складу і властивостей і властивостей оксидів.

Наукове значення періодичного закону. Періодичний закон дозволив систематизувати властивості хімічних елементів та його сполук. При складанні періодичної системи Менделєєв передбачив існування багатьох ще відкритих елементів, залишивши їм вільні осередки, і передбачив багато властивостей невідкритих елементів, що полегшило їх відкриття

Білет №2

Будова атомів хімічних елементів з прикладу елементів другого періоду і IV-A групи періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності у зміні властивостей цих хімічних елементів та утворених ними простих та складних речовин (оксидів, гідроксидів) залежно від будови їх атомів.

При переміщенні зліва направо вздовж періоду металеві властивості елементів стають менш яскраво вираженими. При переміщенні зверху вниз у межах однієї групи елементи, навпаки, виявляють дедалі яскравіше виражені металеві властивості. Елементи, розташовані в середній частині коротких періодів (2-й та 3-й періоди), як правило, мають каркасну ковалентну структуру, а елементи з правої частини цих періодів існують у вигляді простих ковалентних молекул.

Атомні радіуси змінюються так: зменшуються при переміщенні зліва направо вздовж періоду; збільшуються при переміщенні зверху вниз уздовж групи. При переміщенні зліва направо за періодом зростає електронегативність, енергія іонізації та спорідненість до електрона, які досягають максимуму галогенів. У благородних газів електронегативність дорівнює 0. Зміна спорідненості до електрона елементів при переміщенні зверху вниз уздовж групи не настільки характерні, але при цьому зменшується електронегативність елементів.

В елементах другого періоду заповнюються 2s, а потім 2р-орбіталі.

Головна підгрупа IV групи періодичної системи хімічних елементів Д. М. Менделєєва містить вуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn та свинець Pb. Зовнішній електронний шар цих елементів містить 4 електрони (конфігурація s 2 p 2). Тому елементи підгрупи вуглецю повинні мати деякі риси схожості. Зокрема, їх вищий ступінь окислення однаковий і дорівнює +4.

А чим зумовлено різницю у властивостях елементів підгрупи? Відмінністю енергії іонізації та радіусу їх атомів. Зі збільшенням атомного номера властивості елементів закономірно змінюються. Так, вуглець і кремній – типові неметали, олово та свинець – метали. Це проявляється насамперед у тому, що вуглець утворює просту речовину-неметал (алмаз), а свинець типовий метал.

Німеччина займає проміжне положення. Відповідно до будови електронної оболонки атома p-елементи IV групи мають парні ступені окислення: +4, +2, – 4. Формула найпростіших водневих сполук - ЕН 4 , причому зв'язки Е-Н ковалентні та рівноцінні внаслідок гібридизації s- та р-орбіталей з утворенням спрямованих під тетраедричними кутами sp 3 -орбіталей.

Ослаблення ознак неметалевого елемента означає, що у підгрупі (С-Si-Ge-Sn-Pb) вищий позитивний ступінь окислення +4 стає менш характерною, а більш типовою стає ступінь окислення +2. Так, якщо для вуглецю найбільш стійкі сполуки, в яких він має ступінь окиснення +4, то для свинцю стійкі сполуки, в яких виявляє ступінь окиснення +2.

А що можна сказати про стійкість сполук елементів негативною мірою окислення -4? Порівняно з неметалевими елементами VII-V груп ознаки неметалічного елемента р-елементи IV групи виявляють меншою мірою. Тому для елементів підгрупи вуглецю негативний ступінь окиснення нетиповий.

Періодичний закон – основа сучасної хімії. На знанні періодичного закону базуються всі наукові напрями та дослідження в хімії: вивчення взаємоперетворень речовин, отримання нових матеріалів, теоретичне вивчення будови речовин, типів хімічних зв'язків тощо.

Заряд ядра визначає число електронів в атомі, кожен наступний елемент має один електрон більше, ніж попередній. Заряд ядра визначає будову електронної оболонки атома переважно стані. Елементи розташовуються в періодичній системі елементів у порядку зростання заряду ядер їх атомів. У елементів періодично повторюються електронні конфігурації атомів і, як наслідок цього, періодично повторюються хімічні властивості, що визначаються електронною конфігурацією атомів. Періодичність електронної будови проявляється в тому, що через кілька елементів знову повторюються s-, p- і d-елементи з однаковими конфігураціями електронних підрівнів. Періодичність властива всій електронній оболонці атомів, а не тільки її зовнішнім шарам. Періодичність електронних структур призводить до періодичної зміни низки хімічних та фізичних властивостей елементів: атомних радіусів, енергій іонізації, спорідненості до електрона, електронегативності. Обговоримо це конкретніше.

Атомні радіуси хімічних елементів періодично змінюються залежно від заряду ядра атома (або порядкового номера елемента). У період радіуси атомів зменшуються від лужного металу до галогену. Так, атомний радіус атома натрію 0.186 нм, магнію – 0.16 нм, хлору – 0.099 нм. Атомний радіус наступного лужного металу, що відкриває наступний період, різко збільшується, радіус у нього набагато більше радіусу лужного металу, що стоїть над ним. Наприклад: радіус атома натрію 0.186 нм, а атома калію 0.231 нм.

Зменшення радіусів атомів у періодах зліва направо, тобто зі збільшенням заряду атома ядра пояснюється тим, що збільшення заряду ядра атома сприяє більш сильному тяжінню електронів даного електронного рівня до ядра (Воно діє сильніше відштовхування електронів один від одного).

У групах із зростанням заряду ядра атома (згори донизу) радіуси атомів збільшуються. Це тим, що кожен елемент, що стоїть нижче, має на один електронний рівень більше, тому в нього більше і радіус атома. Ця закономірність яскравіше проявляється в елементів основних підгруп (у s- і p-елементів), ніж у елементів побічних підгруп (d-елементи).

У цих розглянутих закономірностях є винятки, але обговорювати їх ми не будемо, оскільки це не входить до рамок нашої програми.

Вкажемо ще те що, що необхідно розрізняти радіуси вільного атома і такі радіуси:

а) ковалентний радіус – це половина міжядерної відстані у молекулах або кристалах відповідних простих речовин (тобто речовин із ковалентним типом зв'язку);

б) металевий радіус – це половина відстані між центрами двох сусідніх атомів у кристалічній решітці металу;

в) іонні радіуси атомів розглядаються як половина відстані суми радіусів катіону та аніону (Слід пам'ятати, що радіуси катіонів завжди менше атомних радіусів відповідних елементів, а радіуси аніонів - більше радіусів атомів відповідних елементів).

Енергія іонізації та спорідненість до електрона це параметри, які дозволяють оцінити здатність атомів втрачати та приймати електрони.